Atomo

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L'atomo
Proprietà
Massa: da ≈ 1,67 × 10−27

a 4,52 × 10−25 kg

Carica elettrica: zero (quando numero di elettroni e protoni si equivalgono)
Diametro: da 100 pm (He) a 670 pm (Cs)[1]

L'atomo (dal greco ἄτομος - àtomos -, indivisibile, unione di - a - [alfa privativo] + τέμνειν - témnein - [tagliare][2]) è una struttura nella quale è normalmente organizzata la materia nel mondo fisico o in natura. Più atomi formano le molecole, mentre gli atomi sono a loro volta formati da costituenti subatomici quali protoni, neutroni ed elettroni.

Era così chiamato perché inizialmente considerato l'unità più piccola ed indivisibile della materia (in accordo con la dottrina filosofica dei filosofi greci Leucippo, Democrito ed Epicuro nota come teoria dell'"atomismo").[3] Verso la fine dell'Ottocento (con la scoperta dell'elettrone) fu dimostrato che l'atomo era in realtà divisibile, essendo a sua volta composto da particelle più piccole, alle quali ci si riferisce con il termine di "particelle subatomiche".

La teoria atomica è dunque la teoria fisica secondo la quale tutta la materia è costituita da unità elementari chiamati atomi. La teoria atomica si applica agli stati della materia solido, liquido e gassoso, mentre è difficilmente collegabile allo stato plasmico, in cui elevati valori di pressione e temperatura impediscono la formazione di atomi.

Storia[modifica | modifica sorgente]

Il modello atomico oggi riconosciuto è l'ultima tappa di una serie di ipotesi che sono state avanzate nel tempo.

I diversi ordini di grandezza della materia:
1. Materia (macroscopico)
2.Struttura molecolare (atomi)
3.Atomo (neutrone, protone, elettrone)
4.Elettrone
5.Quark
6.Stringhe

In età antica alcuni filosofi greci, quali Leucippo (V secolo a.C.), Democrito (V-IV secolo a.C.) ed Epicuro (IV-III secolo a.C.), e romani, quali Tito Lucrezio Caro (I secolo a.C.), ipotizzarono che la materia non fosse continua, ma costituita da particelle minuscole e indivisibili, fondando così la "teoria atomica". Questa corrente filosofica, fondata da Leucippo, venne chiamata "atomismo"[4]. Si supponeva che i diversi "atomi" fossero differenti per forma e dimensioni.

Democrito propose la "teoria atomica", secondo cui la materia è costituita da minuscole particelle, diverse tra loro, chiamate atomi, la cui unione dà origine a tutte le sostanze conosciute. Queste particelle erano la più piccola entità esistente e non potevano essere ulteriormente divise: per questo erano chiamate atomi (da ὰτωμος, in greco "indivisibile").

In contrasto con questa teoria, Aristotele (IV secolo a.C.), nella teoria della continuità della materia, sostenne che una sostanza può essere suddivisa all'infinito in particelle sempre più piccole e uguali tra loro.

Queste ipotesi rimasero tali in quanto non suffragate da un approccio scientifico e non verificate con metodologie basate sull'osservazione e sull'esperimento.

Il corpuscolarismo è il postulato del XIII secolo dell'alchimista Geber, secondo il quale tutti i corpi fisici posseggono uno strato interno e uno esterno di particelle minuscole. La differenza con l'atomismo è che i corpuscoli possono essere divisi. Veniva per questo teorizzato che il mercurio potesse penetrare nei metalli modificandone la struttura interna. Il corpuscolarismo rimase la teoria dominante per i secoli successivi. Tale teoria servì come base a Isaac Newton per sviluppare la teoria corpuscolare della luce.

Tra gli atomisti dell'età moderna ci fu Pierre Gassendi, per via del suo recupero dell'epicureismo.

Origine del modello scientifico[modifica | modifica sorgente]

Vari atomi e molecole rappresentati nella prima pagina di "A New System of Chemical Philosophy", di John Dalton, pubblicato nel 1808.

Solo all'inizio del XIX secolo John Dalton rielaborò e ripropose la teoria di Democrito fondando la teoria atomica moderna, con la quale diede una spiegazione ai fenomeni chimici, affermando che le diverse quantità in peso di un elemento che si combinano con la stessa quantità di un altro elemento per formare composti diversi stanno tra loro in rapporti esprimibili mediante numeri interi piccoli (legge delle proporzioni multiple), ipotizzando quindi che la materia fosse costituita da atomi. Nel corso dei suoi studi, Dalton si avvalse delle conoscenze chimiche e fisiche che possedeva (la legge della conservazione della massa, formulata da Antoine Lavoisier, e la legge delle proporzioni definite, formulata da Joseph Louis Proust) e formulò la sua teoria atomica, che espose nel libro A New System of Chemical Philosophy (pubblicato nel 1808). La teoria atomica di Dalton si fondava su cinque punti:

  • la materia è formata da piccolissime particelle elementari chiamate atomi, che sono indivisibili e indistruttibili;
  • gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro;
  • gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro (attraverso reazioni chimiche) in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando così origine a composti;
  • gli atomi non possono essere né creati né distrutti;
  • gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.[5]

In definitiva questa è la definizione di atomo per Dalton: "Un atomo è la più piccola parte di un elemento che mantiene le caratteristiche chimiche di quell'elemento".

Questa viene considerata la prima teoria atomica della materia perché per primo Dalton ricavò le sue ipotesi per via empirica.

I modelli atomici[modifica | modifica sorgente]

L'esperimento di Rutherford: poche particelle alfa vengono deflesse dal campo elettrico del nucleo, la maggior parte di esse attraversa lo spazio vuoto dell'atomo.

Con la scoperta della radioattività naturale, si intuì successivamente che gli atomi non erano particelle indivisibili, bensì erano oggetti composti da parti più piccole. Nel 1902, Joseph John Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo[6], successivamente alle sue ricerche sul rapporto tra la massa e la carica dell'elettrone.[7] Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sfera fluida di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni (negativi) erano immersi (modello a panettone, in inglese plum pudding model[7] o modello ad atomo pieno), rendendo neutro l'atomo nel suo complesso.[7]

Questo modello fu superato quando furono scoperte da Ernest Rutherford le particelle che formano il nucleo dell'atomo: i protoni. Nel 1910, due allievi di Rutherford (Geiger e Marsden) svolsero un esperimento cruciale, con lo scopo di convalidare il modello di Thomson.[8] Essi bombardarono un sottilissimo foglio di oro, posto fra una sorgente di particelle alfa e uno schermo.[8] Le particelle, attraversando la lamina, lasciarono una traccia del loro passaggio sullo schermo. L'esperimento portò alla constatazione che i raggi alfa non venivano quasi mai deviati; solo l'1% dei raggi incidenti era deviato considerevolmente dal foglio di oro (alcuni venivano completamente respinti).
Attraverso questo esperimento, Rutherford propose un modello di atomo in cui quasi tutta la massa dell'atomo fosse concentrata in una porzione molto piccola, il nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli ruotassero attorno così come i pianeti ruotano attorno al Sole (modello planetario).[9] L'atomo era comunque largamente composto da spazio vuoto, e questo spiegava il perché del passaggio della maggior parte delle particelle alfa attraverso la lamina. Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze relativamente enormi, con orbite aventi un diametro da 10.000 a 100.000 volte maggiore di quello del nucleo. Rutherford intuì che i protoni da soli non bastavano a giustificare tutta la massa del nucleo e formulò l'ipotesi dell'esistenza di altre particelle, che contribuissero a formare l'intera massa del nucleo. Nel modello atomico di Rutherford non compaiono i neutroni, perché queste particelle furono successivamente scoperte da Chadwick nel 1932.

Il modello di Rutherford aveva incontrato una palese contraddizione con le leggi della fisica classica: secondo la teoria elettromagnetica, una carica che subisce una accelerazione emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica. Per questo motivo, gli elettroni dell'atomo di Rutherford, che si muovono di moto circolare intorno al nucleo, avrebbero dovuto emettere onde elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, annichilire nel nucleo stesso (teoria del collasso), cosa che evidentemente non accade.[10] Inoltre un elettrone, nel perdere energia, potrebbe emettere onde elettromagnetiche di qualsiasi lunghezza d'onda, operazione preclusa nella teoria e nella pratica dagli studi sul corpo nero di Max Planck (e successivamente di Albert Einstein). Solo la presenza di livelli di energia quantizzati per quanto riguarda gli stati degli elettroni poteva spiegare i risultati sperimentali: la stabilità degli atomi rientra nelle proprietà spiegabili mediante la meccanica quantistica, crescenti col numero atomico degli elementi secondo incrementi dei tempi di stabilità via via decrescenti (regola dell'ottetto e regola dei 18 elettroni).

Elettroni nel nucleo?

Dopo l'esperimento di Rutherford era abbastanza evidente che gli elettroni non potessero trovarsi all'interno del nucleo. Si può, però, pensare ad una dimostrazione per assurdo: si supponga, per un momento, l'esistenza degli elettroni nel nucleo. Il suo raggio può essere stimato nell'ordine dei 5 fm.

L'impulso dell'elettrone, nell'atomo, allora sarà:

p = \frac {2 \pi \hbar}{\lambda} = \frac {2 \pi 193,7 MeV fm}{\lambda c}

dove c è la velocità della luce e λ la lunghezza d'onda di de Broglie dell'elettrone.

A questo punto si fissa una lunghezza d'onda massima in 10 fm e si può così calcolare il valore minimo per l'impulso, che alla fine risulta essere di circa 124 MeV/c. Ora, poiché la massa dell'elettrone è pari a 0,5 MeV/c2, da un semplice conto relativistico risulta evidente che l'energia totale dell'elettrone è pari a:

E2 = p2c2 + m2c4 = 125 MeV

Quindi, se ci fossero elettroni nel nucleo, la loro energia sarebbe 250 volte maggiore rispetto alla loro intera massa: elettroni così energetici, però, non sono mai stati emessi da alcun nucleo. L'unico indiziato, l'elettrone emesso nel decadimento beta dei nuclei, ha un intervallo di energia che va da pochi MeV ad un massimo di 20 MeV.

Bohr e la meccanica ondulatoria: l'atomo oggi[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi modello atomico di Bohr, orbitale e equazione di Schrödinger.

Nel 1913 Niels Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone l'idea di modello planetario, postulò che gli elettroni avessero a disposizione orbite fisse, dette anche "orbite quantizzate", queste orbite possedevano un'energia quantizzata (ossia un'energia già prestabilita identificata da un numero detto numero quantico principale N) nelle quali gli elettroni non emettevano né assorbivano energia (questa infatti rimaneva costante): in particolare, un elettrone emetteva o assorbiva energia sotto forma di onde elettromagnetiche solo se effettuava una transizione da un'orbita all'altra, e quindi passava ad uno stato a energia minore o maggiore.[11]

Ciò nonostante, il modello di Bohr-Sommerfeld si basava ancora su postulati e soprattutto funzionava bene solo per l'idrogeno: tutto ciò, alla luce anche del principio di indeterminazione introdotto da Werner Karl Heisenberg nel 1927, convinse la comunità scientifica che fosse impossibile descrivere esattamente il moto degli elettroni attorno al nucleo, motivo per cui ai modelli deterministici fino ad allora proposti si preferì ricercare un modello probabilistico, che descrivesse con buona approssimazione qualsiasi atomo. Ciò fu reso possibile grazie ai successivi risultati della meccanica ondulatoria. Nel 1932 fu scoperto il neutrone, per cui si pervenne presto ad un modello dell'atomo pressoché completo, in cui al centro vi è il nucleo, composto di protoni (elettricamente positivi) e neutroni (elettricamente neutri) ed attorno ruotano gli elettroni (elettricamente negativi).

Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di orbitale. Secondo la meccanica quantistica non ha più senso infatti parlare di traiettoria di una particella: da ciò discende che non si può neanche definire con certezza dove un elettrone si trova in un dato momento. Ciò che si poteva conoscere era la probabilità di trovare l'elettrone in un certo punto dello spazio in un dato istante di tempo. Un orbitale quindi non è una traiettoria su cui un elettrone (secondo le idee della fisica classica) poteva muoversi, bensì una porzione di spazio intorno al nucleo definita da una superficie di equiprobabilità, ossia entro la quale c'è il 95% della probabilità che un elettrone vi si trovi.

In termini più rigorosi, un orbitale è definito da una particolare funzione d'onda, soluzione dell'equazione di Schrödinger, caratterizzata da tre numeri quantici associati rispettivamente all'energia, alla forma e all'orientamento nello spazio dell'orbitale.

Alla luce delle ultime ricerche, sfruttando sofisticate e potenti apparecchiature elettroniche, è stato possibile determinare in modo più completo anche la struttura del nucleo. In particolare si è scoperto che i protoni e i neutroni sono a loro volta formati da particelle più piccole: i quark.

Componenti[modifica | modifica sorgente]

L'atomo è composto principalmente da tre tipologie di particelle subatomiche (cioè di dimensioni minori dell'atomo): i protoni, i neutroni e gli elettroni.

In particolare:

  • i protoni (carichi positivamente) e i neutroni (privi di carica) formano il "nucleo" (carico positivamente); protoni e neutroni sono detti quindi "nucleoni";
  • gli elettroni (carichi negativamente) sono presenti nello stesso numero dei protoni e ruotano attorno al nucleo senza seguire un'orbita precisa (l'elettrone si dice quindi "delocalizzato"), rimanendo confinati all'interno degli orbitali (o "livelli energetici").

In proporzione, se il nucleo atomico fosse grande quanto una mela, gli elettroni gli ruoterebbero attorno ad una distanza pari a circa un chilometro; un nucleone ha massa quasi 1800 volte superiore a quella di un elettrone.

Avendo la stessa carica positiva, i protoni si dovrebbero respingere tra loro; ciò non avviene perché sono tenuti insieme dalla cosiddetta forza nucleare forte.

La tabella seguente riassume alcune caratteristiche delle tre particelle subatomiche anzidette:[12]

Particella Simbolo Carica Massa Note
Elettrone e- -1,6 × 10−19 C 9,109 382 6 × 10−31 kg (0,51099 891 MeV/C²) Scoperto da Thomson in base alle esperienze sui raggi catodici di William Crookes. Con l'esperimento della goccia d'olio Millikan ne determinò la carica.
Protone p+ 1,6 × 10−19 C 1,672 623 1 × 10−27 kg (9,3828 × 102 MeV/C²) Scoperto da Ernest Rutherford con l'esperimento dei raggi alfa, la sua esistenza fu ipotizzata già da Eugene Goldstein, lavorando con i raggi catodici.
Neutrone n 0 C 1,674 927 29 × 10−27 kg (9,39565 × 102 MeV/C²) Scoperto da James Chadwick, la sua esistenza fu desunta a partire da contraddizioni studiate prima da Walther Bothe, poi da Irène Joliot-Curie e Frédéric Joliot.
Rappresentazione schematica di un atomo di elio.
Attorno al nucleo, composto da due neutroni (in verde) e due protoni (in rosso), ruotano gli elettroni (in giallo).

Si definiscono due quantità per identificare ogni atomo:

  • Numero di massa (A): la somma del numero di neutroni e protoni nel nucleo
  • Numero atomico (Z): il numero dei protoni nel nucleo, che, allo stato neutro, corrisponde al numero di elettroni esterni ad esso.[13]

Per ricavare il numero dei neutroni si sottrae al numero di massa il numero atomico.

Esiste una grandezza che ne quantifica la massa, definita peso atomico (più correttamente "massa atomica"), espresso nel SI in unità di massa atomica (o uma), dove una unità di massa atomica equivale alla dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (12C). Il numero degli elettroni che ruotano attorno al nucleo è uguale al numero dei protoni nel nucleo: essendo le predette cariche di valore assoluto uguale, un atomo è normalmente elettricamente neutro e pertanto la materia è normalmente elettricamente neutra. Tuttavia esistono atomi che perdono o acquistano elettroni, ad esempio in virtù di una reazione chimica: l'entità che ne deriva si chiama ione; gli ioni possono essere quindi di carica positiva o negativa.

Gli atomi aventi lo stesso numero atomico hanno le stesse proprietà chimiche: si è dunque convenuto a definirli appartenenti allo stesso elemento.

Due atomi possono differire anche nell'avere numero atomico uguale ma diverso numero di massa: simili atomi sono detti isotopi ed hanno medesime proprietà chimiche. Ad esempio l'atomo di idrogeno ha più isotopi: in natura infatti esso è presente in grande maggioranza come 1H (o Prozio, formato da un protone ed un elettrone) e in minore quantità da 2H (o deuterio[14], che è formato da un protone, un neutrone ed un elettrone) e 3H (o trizio, estremamente raro, formato da un protone, due neutroni ed un elettrone). Dal punto di vista chimico, idrogeno, deuterio e trizio presentano identiche proprietà.

Proprietà[modifica | modifica sorgente]

Massa[modifica | modifica sorgente]

Poiché la massa di un atomo deriva principalmente dai protoni e neutroni, la massa totale di tali particelle in un atomo è chiamato peso atomico. Come unità di massa atomica si usa la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12 (12C); tale unità è chiamata Dalton (Da) e vale approssimativamente 1,66 × 10-27  kg.

Dimensione atomica[modifica | modifica sorgente]

Gli atomi non hanno un contorno ben definito, in quanto la distanza degli elettroni rispetto al nucleo varia in ogni istante ed è influenzata dalle condizioni energetiche dell'atomo, in particolare aumenta all'aumentare della temperatura e diminuisce in seguito alla formazione di un legame chimico.

Per tale ragione le dimensioni degli atomi possono essere definite in diversi modi; in particolare si utilizzano le seguenti grandezze (che sono caratteristiche per ciascun elemento chimico):

  • raggio atomico: è una grandezza definita nell'ambito della meccanica quantistica e si riferisce alla condizione di "atomo libero", cioè non legato a nessun altro atomo;[15]
  • raggio covalente: corrisponde al raggio dell'atomo quando è legato ad altri atomi e può essere considerato pari alla distanza tra i nuclei dei due atomi uniti dal legame chimico; tale grandezza varia a seconda del tipo di legame chimico, il numero di atomi vicini (il numero di coordinazione) e lo spin;
  • raggio ionico: corrisponde alla grandezza dell'atomo quando è sotto forma di ione.

Nella tavola periodica degli elementi il raggio atomico tende ad aumentare quando ci si muove dall'alto verso il basso lungo le colonne, mentre diminuisce andando da sinistra a destra; di conseguenza l'atomo con il raggio atomico più piccolo è l'atomo di elio (posizionato in alto a destra e avente raggio atomico di 49 pm),[15] mentre uno degli atomi più grandi è l'atomo di cesio (posizionato in basso a sinistra e avente raggio atomico di 334 pm).[15] Queste dimensioni sono migliaia di volte più piccole della lunghezza d'onda della luce (400–700 nm) e per tale ragione gli atomi non possono essere rilevati attraverso un microscopio ottico, mentre possono essere rilevati attraverso microscopi elettronici a trasmissione (TEM) o microscopi a scansione per effetto tunnel (STM).

Per avere un'idea della dimensione di un atomo, può essere utile confrontare tale dimensione con la dimensione di oggetti più grandi, ad esempio:

  • il diametro di un capello umano corrisponde a circa un milione di atomi di carbonio disposti in fila;
  • una goccia d'acqua contiene 2 × 1021  atomi di ossigeno e 4 × 1021  atomi di idrogeno;
  • se una mela diventasse della dimensione della Terra, gli atomi nella mela sarebbero approssimativamente delle dimensioni della mela originale.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Atomic Size
  2. ^ Etimologia : atomo
  3. ^ IUPAC Gold Book, "atom"
  4. ^ L'atomismo era una corrente filosofica e non una teoria scientifica, in quanto queste considerazioni non derivavano da evidenze sperimentali.
  5. ^ Queste ultime due proposizioni verranno smentite in seguito dai risultati della Fisica nucleare e subnucleare.
  6. ^ Caforio e Ferilli, Physica, Ed. Le Monnier, pag. 251
  7. ^ a b c Liptrot, op. cit., p. 7.
  8. ^ a b Liptrot, op. cit., p. 8.
  9. ^ Silvestroni, op. cit., p. 2
  10. ^ Il fenomeno dell'annichilazione invece avviene tra particella e antiparticella.
  11. ^ per approfondire si veda l'atomo di Bohr. Questa idea, non compatibile con le leggi della fisica classica di Newton, si fondava sulle idee dell'allora nascente meccanica quantistica. Il modello di Bohr spiegava molto bene l'atomo di idrogeno, ma non quelli più complessi. Sommerfeld propose allora una correzione al modello di Bohr, secondo cui si aveva una buona corrispondenza fra la teoria e le osservazioni degli spettri degli atomi. Uno spettro è l'insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo.
  12. ^ L'elettrone, il protone e il neutrone non sono le uniche particelle subatomiche; infatti dopo la loro scoperta seguirono le scoperte di molte altre particelle subatomiche.
  13. ^ Nel suo complesso ogni atomo presenta quindi carica elettrica nulla.
  14. ^ nell'acqua pesante gli atomi di idrogeno sono completamente sostituiti da quelli di deuterio.
  15. ^ a b c R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi, Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998.

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

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